Неорганическая химия

Неорганическая химия — раздел химии, связанный с изучением строения, реакционной способности и свойств всех химических элементов и их неорганических соединений. Это область охватывает все химические соединения, за исключением органических веществ (класса соединений, в которые входит углерод, за исключением нескольких простейших соединений, обычно относящихся к неорганическим). Различие между органическими и неорганическими соединениями, содержащими углерод, являются по некоторым представлениям произвольными.Неорганическая химия изучает химические элементы и образуемые ими простые и сложные вещества (кроме органических соединений). Обеспечивает создание материалов новейшей техники. Число известных на 2013 г. неорганических веществ приближается к 400 тысячам.

Теоретическим фундаментом неорганической химии является периодический закон и основанная на нём периодическая система Д. И. Менделеева. Важнейшая задача неорганической химии состоит в разработке и научном обосновании способов создания новых материалов с нужными для современной техники свойствами.

В России исследованиями в области неорганической химии занимаются Институт неорганической химии им. А. В. Николаева СО РАН (ИНХ СО РАН, Новосибирск), Институт общей и неорганической химии им. Н. С. Курнакова (ИОНХ РАН, Москва), Институт физико-химических проблем керамических материалов (ИФХПКМ, Москва), Научно-технический центр «Сверхтвердые материалы» (НТЦ СМ, Троицк) и ряд других учреждений. Результаты исследований публикуются в журналах («Журнал неорганической химии» и др.).

История определения

Исторически название неорганическая химия происходит от представления о части химии, которая занимается исследованием элементов, соединений, а также реакций веществ, которые не образованы живыми существами. Однако со времен синтеза мочевины из неорганического соединения цианата аммония (NH4OCN), который совершил в 1828 году выдающийся немецкий химик Фридрих Вёлер, стираются границы между веществами неживой и живой природы. Так, живые существа производят много неорганических веществ. С другой стороны, почти все органические соединения можно синтезировать в лаборатории. Однако деление на различные области химии является актуальным и необходимым, как и раньше, поскольку механизмы реакций, структура веществ в неорганической и органической химии различаются. Это позволяет проще систематизировать методы и способы исследования в каждой из отраслей.


Оксиды

Оксид (окисел, окись) — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2.
Оксиды — весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во Вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей.
 Оксидами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом .
Соединения, которые содержат атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями; содержат цепочку −O−O−), супероксидами (содержат группу О−2) и озонидами (содержат группу О−3). Они не относятся к категории оксидов.

Классификация

В зависимости от химических свойств различают:
Солеобразующие оксиды:
основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II;
кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов;
амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);
Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO.

Номенклатура

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже, например: Na2O — оксид натрия, Al2O3 — оксид алюминия. Если элемент имеет переменную степень окисления, то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела). Например, Cu2О — оксид меди(I), CuO — оксид меди(II), FeO — оксид железа(II), Fe2О3 — оксид железа(III), Cl2O7 — оксид хлора(VII).
Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом или моноокисью, если два — диоксидом или двуокисью, если три — то триоксидом или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО2, триоксид серы SO3.
Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например угарный газ CO, серный ангидрид SO3 и т. д.
В начале XIX века и ранее тугоплавкие, практически не растворимые в воде оксиды химики называли «землями».
Оксиды с низшими степенями окисления (субоксиды) иногда по старой русской номенклатуре называют закись (англ. аналог — protoxide) и недокись (например, оксид углерода(II), CO — закись углерода; диоксид триуглерода, C3O2 — недокись углерода; оксид азота(I), N2O — закись азота; оксид меди(I), Cu2O — закись меди). Высшие степени окисления (оксид железа(III), Fe2O3) называют в соответствии с этой номенклатурой окись, а сложные оксиды — закись-окись (Fe3O4 = FeO·Fe2O3 — закись-окись железа, оксид урана(VI)-диурана(V), U3O8 — закись-окись урана). Эта номенклатура, однако, не отличается последовательностью, поэтому такие названия следует рассматривать скорее как традиционные.

Химические свойства

Основные оксиды
1. Основный оксид + cильная кислота → соль + вода
\mathsf{CuO + H_2SO_4 \rightarrow CuSO_4 + H_2O}
2. Сильноосновный оксид + вода → щелочь
\mathsf{CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2}
3. Сильноосновный оксид + кислотный оксид → соль
\mathsf{CaO + Mn_2O_7 \rightarrow Ca(MnO_4)_2}
\mathsf{Na_2O + CO_2 \rightarrow Na_2CO_3}
4. Основный оксид + водород → металл + вода
\mathsf{CuO + H_2 \rightarrow Cu + H_2O}
Примечание: металл менее активный, чем алюминий.
Кислотные оксиды
1. Кислотный оксид + вода → кислота
\mathsf{SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4}
Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не вступают в реакцию, поэтому их кислоты получают косвенным путём.
2. Кислотный оксид + основный оксид → соль
\mathsf{CO_2 + CaO \rightarrow CaCO_3}
3. Кислотный оксид + основание → соль + вода
\mathsf{SO_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_3 + H_2O}
Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно образование кислых или средних солей:
\mathsf{Ca(OH)_2 + CO_2 \rightarrow CaCO_3\downarrow + H_2O}
\mathsf{CaCO_3 + H_2O + CO_2 \rightarrow Ca(HCO_3)_2}
4. Нелетучий оксид + соль1 → соль2 + летучий оксид
\mathsf{SiO_2 + Na_2CO_3 \rightarrow Na_2SiO_3 + CO_2}
5. Ангидрид кислоты 1 + безводная кислородосодержащая кислота 2 → Ангидрид кислоты 2 + безводная кислородосодержащая кислота 1
\mathsf{2P_2O_{5} + 4HClO_4 \rightarrow 4HPO_3 + Cl_2O_7}
Амфотерные оксиды
При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:
\mathsf{ZnO + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2O}
При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:
\mathsf{ZnO + 2KOH + 2H_2O \rightarrow K_2[Zn(OH)_4]} (в водном растворе)
\mathsf{ZnO + 2KOH \rightarrow K_2ZnO_2} (при сплавлении)

Получение

1. Взаимодействие простых веществ (за исключением инертных газов, золота и платины) с кислородом:
\mathsf{2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O}
\mathsf{2Cu + O_2 \rightarrow 2CuO}
При горении в кислороде щелочных металлов (кроме лития), а также стронция и бария образуются пероксиды и надпероксиды:
\mathsf{2Na + O_2 \rightarrow Na_2O_2}
\mathsf{K + O_2 \rightarrow KO_2}
2. Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде:
\mathsf{4FeS_2 + 11O_2 \rightarrow 2Fe_2O_3 + 8SO_2}
\mathsf{CS_2 + 3O_2 \rightarrow CO_2 + 2SO_2}
\mathsf{2PH_3 + 4O_2 \rightarrow P_2O_5 + 3H_2O}
3. Термическое разложение солей:
\mathsf{CaCO_3 \rightarrow CaO + CO_2}
\mathsf{2FeSO_4 \rightarrow Fe_2O_3 + SO_2 + SO_3}
4. Термическое разложение оснований или кислот:
\mathsf{2Al(OH)_3 \rightarrow Al_2O_3 + 3H_2O}
\mathsf{4HNO_3 \rightarrow 4NO_2 + O_2 + 2H_2O}
5. Окисление низших оксидов в высшие и восстановление высших в низшие:
\mathsf{4FeO + O_2 \rightarrow 2Fe_2O_3}
6. Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре:
\mathsf{Zn + H_2O \rightarrow ZnO + H_2}
7. Взаимодействие солей с кислотными оксидами при сжигании кокса с выделением летучего оксида:
\mathsf{Ca_3(PO_4)_2 + 3SiO_2 + 5C \rightarrow 3CaSiO_3 + 2P + 5CO}
8. Взаимодействие металлов с кислотами-оксилителями:
\mathsf{Zn + 4HNO_3 \rightarrow Zn(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O}
9. При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли:
\mathsf{2KClO_4 + H_2SO_4 \rightarrow K_2SO_4 + Cl_2O_7 + H_2O}
10. Взаимодействие солей слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами:
\mathsf{NaHCO_3 + HCl \rightarrow NaCl + H_2O + CO_2\uparrow}


Соли

Соли — класс химических соединений, состоящих из катионов и анионов.

В роли катионов в солях могут выступать катион металлов, ониевые катионы 

(катионов аммония , фосфония , гидроксония и их органические производные),

 комплексные катионы и т.д., в качестве анионов — анионы кислотного остатка различных кислот Бренстеда - как неорганических, так и органических, включая карбанионы, комплексные анионы и т.п.

Типы солей

  • Средние (нормальные) соли — все атомы водорода в молекулах кислоты замещены на атомы металла. Пример: ~\mathsf{Na_2CO_3}~\mathsf{K_3PO_4}.
  • Кислые соли — атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. Пример:~\mathsf{NaHCO_3} , ~\mathsf{K_2HPO_4}.
  • Основные соли — гидроксогруппы основания (OH−) частично замещены кислотными остатками. Пример: ~\mathsf{(CuOH)_2CO_3}.
  • Двойные соли — в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами. Пример: ~\mathsf{KAl(SO_4)_2 \cdot 12 H_2O}.
  • Смешанные соли — в их составе присутствует два различных аниона. Пример: ~\mathsf{Ca(OCl)Cl}.
  • Гидратные соли (кристаллогидраты) — в их состав входят молекулы кристаллизационной воды. Пример: ~\mathsf{Na_2SO_4 \cdot 10 H_2O}.
  • Комплексные соли — в их состав входит комплексный катион или комплексный анион. Пример:~\mathsf{K_3[Fe(CN)_6]} , ~\mathsf{[Cu(NH_3)_4](OH)_2}.
Особую группу составляют соли органических кислот, свойства которых значительно отличаются от свойств минеральных солей. Некоторые из них можно отнести к особенному классу органических солей, так называемых ионных жидкостей или по-другому «жидких солей», органических солей с температурой плавления ниже 100 °C.

Названия солей

Названия солей образуются из двух слов: название аниона в именительном падеже и название катиона в родительном падеже: ~\mathsf{Na_2SO_4} — сульфат натрия. Для металлов с переменной степенью окисления её указывают в скобках и без пробела:  ~\mathsf{FeSO_4}— сульфат железа(II), ~\mathsf{Fe_2(SO_4)_3} — сульфат железа(III).
Названия кислых солей начинаются с приставки «гидро-» (если в соли присутствует один атом водорода) или «дигидро-» (если их два). Например,  — гидрокарбонат натрия,  — дигидрофосфат натрия.
Названия основных солей содержат приставку «гидроксо-» или «дигидроксо-». Например, ~\mathsf{NaHCO_3} — хлорид гидроксомагния,  ~\mathsf{NaH_2PO_4}— хлорид дигидроксоалюминия.
В гидратных солях на наличие кристаллической воды указывает приставка «гидрат-». Степень гидратации отражают численной приставкой. Например, ~\mathsf{Mg(OH)Cl} — дигидрат хлорида кальция.
На низшую степень окисления кислотообразующего элемента (если степеней окисления больше двух) указывает приставка «гипо-». Приставка «пер-» указывает на высшую степень окисления (для солей кислот с окончаниями «-овая», «-евая», «-ная»). Например: ~\mathsf{NaClO} — гипохлорит натрия, ~\mathsf{NaClO_2} — хлорит натрия,  ~\mathsf{NaClO_3}— хлорат натрия,  ~\mathsf{NaClO_4}— перхлорат натрия.

Методы получения

Существуют различные методы получения солей:
1)Взаимодействие кислот с металлами, основными и амфотерными оксидами / гидроксидами:
\mathsf{H_2SO_4 + Mg \longrightarrow MgSO_4 + H_2 \uparrow}
\mathsf{H_2SO_4 + MgO \longrightarrow MgSO_4 + H_2O}
\mathsf{3H_2SO_4 + Al_2O_3 \longrightarrow Al_2(SO_4)_3 + 3\ H_2O}
2)Взаимодействие кислотных оксидов c щелочами, основными и амфотерными оксидами / гидроксидами:
\mathsf{Ca(OH)_2 + CO_2 \longrightarrow CaCO_3 \downarrow + H_2O}
\mathsf{CaO + SiO_2 \longrightarrow CaSiO_3}
\mathsf{Al_2O_3 + 3\ SO_3 \longrightarrow Al_2(SO_4)_3}
\mathsf{Mg(OH)_2 + CO_2 \longrightarrow MgCO_3 \downarrow + H_2O}
\mathsf{Zn(OH)_2 + SO_3 \longrightarrow ZnSO_4 + H_2O}
3)Взаимодействие солей c кислотами, другими солями (если образуется выходящий из сферы реакции продукт):
\mathsf{CaCO_3 + 2 HCl \longrightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2 \uparrow}
\mathsf{CuCl_2 + Na_2S \longrightarrow 2 NaCl + CuS \downarrow}
\mathsf{2Na_2CO_3 + 2 MgCl_2 + H_2O \longrightarrow [Mg(OH)]_2CO_3 + CO_2 \uparrow + 4 NaCl}
Взаимодействие простых веществ:
\mathsf{Fe + S \longrightarrow FeS}
Взаимодействие оснований с неметаллами, например, с галогенами:
\mathsf{Ca(OH)_2 + Cl_2 \longrightarrow Ca(OCl)Cl + H_2O}

Химические свойства

Химические свойства определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.
Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода или другие оксиды):
\mathsf{BaCl_2 + H_2SO_4 \longrightarrow BaSO_4\downarrow + 2 HCl}
\mathsf{NaHCO_3 + HCl \longrightarrow NaCl + H_2O + CO_2 \uparrow}
\mathsf{Na_2SiO_3 + 2 HCl \longrightarrow 2 NaCl + H_2SiO_3 \downarrow}
Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:
\mathsf{Cu + HgCl_2 \longrightarrow CuCl_2 + Hg}
Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов:
\mathsf{CaCl_2 + Na_2CO_3 \longrightarrow CaCO_3 \downarrow + 2 NaCl}
\mathsf{AgNO_3 + NaCl \longrightarrow AgCl \downarrow + NaNO_3}
\mathsf{K_2Cr_2O_7 + 3 Na_2SO_3 + 4 H_2SO_4 \longrightarrow Cr_2(SO_4)_3 + 3 Na_2SO_4 + K_2SO_4 + 4 H_2O}
Некоторые соли разлагаются при нагревании:
\mathsf{CuCO_3 \longrightarrow CuO + CO_2 \uparrow}
\mathsf{Ca(NO_3)_2 \longrightarrow Ca(NO_2)_2  + O_2\uparrow }
\mathsf{NH_4NO_3 \longrightarrow N_2O \uparrow + 2 H_2O}
\mathsf{NH_4NO_2 \longrightarrow N_2 \uparrow + 2 H_2O}

Основание 

Основания — класс химических соединений.
Основания (осно́вные гидрокси́ды) — сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН−.
 Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами.
Согласно протонной теории кислот и оснований, основания — один из основных классов химических соединений, вещества, молекулы которых являются
акцепторами протонов.

В органической химии по традиции основаниями называют также вещества, способные давать аддукты («соли») с сильными кислотами, например, многие алкалоиды описывают как в форме «алкалоид-основание», так и в виде «солей алкалоидов».

Понятие основания в химию было впервые введено французским химиком Гийомом Франсуа Руэлем в 1754 году. Он отметил, что кислоты, известные в те времена как летучие жидкости (например, уксусная или соляная кислоты), превращаются в кристаллические соли только в сочетании с конкретными веществами. Руэль предположил, что такие вещества служат «основаниями» для образования солей в твёрдой форме.

Получение

Взаимодействие сильноосновного оксида с водой позволяет получить сильное основание или щёлочь.
\mathsf{CaO + H_2O \ \xrightarrow{}\ Ca(OH)_2 }
Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя.
Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы.
\mathsf{CuSO_4 + 2NaOH \ \xrightarrow{}\ Cu(OH)_2\downarrow + Na_2SO_4 }
Также основание можно получить при взаимодействии щелочного или щелочноземельного металла с водой.
\mathsf{Ca + 2H_2O \ \xrightarrow{}\ Ca(OH)_2 + H_2\uparrow }
Гидроксиды щелочных металлов в промышленности получают электролизом водных растворов солей:
\mathsf{2NaCl + 2H_2O \ \xrightarrow{e^-}\ 2NaOH + H_2\uparrow + Cl_2\uparrow }
Некоторые основания можно получить реакциями обмена:
\mathsf{2NaCl + 2H_2O \ \xrightarrow{e^-}\ 2NaOH + H_2\uparrow + Cl_2\uparrow }

Химические свойства

В водных растворах основания диссоциируют, что изменяет ионное равновесие:
\mathsf{NaOH \ \rightleftarrows \ Na^+ + OH^- }
это изменение проявляется в цветах некоторых кислотно-основных индикаторов:
  • лакмус становится синим,
  • метилоранж — жёлтым,
  • фенолфталеин приобретает цвет фуксии.
При взаимодействии с кислотой происходит реакция нейтрализации и образуется соль и вода:
\mathsf{NaOH + HCl \ \xrightarrow{}\ NaCl + H_2O }
Примечание: реакция не идёт, если и кислота и основание слабые.
При избытке кислоты или основания реакция нейтрализации идёт не до конца и образуются кислые или осно́вные соли, соответственно:

\mathsf{2Cu(OH)_2 + H_2CO_3 \ \xrightarrow{}\ (CuOH)_2CO_3 + 2H_2O }

\mathsf{2Cu(OH)_2 + H_2CO_3 \ \xrightarrow{}\ (CuOH)_2CO_3 + 2H_2O }
Амфотерные основания могут реагировать с щелочами с образованием гидроксокомплексов:
\mathsf{Zn(OH)_2 + 2KOH \ \xrightarrow{}\ K_2[Zn(OH)_4]  }
Основания реагируют с кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей:
\mathsf{2NaOH + SiO_2 \ \xrightarrow{}\ Na_2SiO_3 + H_2O }
\mathsf{2NaOH + Al_2O_3 \ \xrightarrow{}\ 2NaAlO_2 + H_2O }
Основания вступают в обменные реакции (реагируют с растворами солей):
\mathsf{Ba(OH)_2 + Na_2SO_4 \ \xrightarrow{}\ 2NaOH + BaSO_4\downarrow }
Слабые и нерастворимые основания при нагреве разлагаются на оксид и воду:
\mathsf{Cu(OH)_2 \ \xrightarrow{T}\ CuO + H_2O }

Кислота

Кислоты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток. Водные растворы кислот имеют кислый вкус, обладают раздражающим
действием, способны менять окраску индикаторов, отличаются рядом общих химических свойств.

Химические свойства кислот

Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды:
\mathsf{CaO + 2 HCl \longrightarrow CaCl_2 + H_2O}
Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
\mathsf{ZnO + 2 HNO_3 \longrightarrow Zn(NO_3)_2 + H_2O}
Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
\mathsf{NaOH + HCl \longrightarrow NaCl + H_2O}
Взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды, если полученная соль растворима:
\mathsf{Cu(OH)_2 \downarrow + H_2SO_4 \longrightarrow CuSO_4 + 2 H_2O}
Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:
\mathsf{BaCl_2 + H_2SO_4 \longrightarrow BaSO_4 \downarrow + 2 HCl \uparrow}
Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:
\mathsf{K_3PO_4 + 3 HCl \longrightarrow 3 KCl +  H_3PO_4}
\mathsf{Na_2CO_3 + 2 HCl \longrightarrow 2 NaCl + H_2O + CO_2 \uparrow}
(в данном случае образуется неустойчивая угольная кислота~H_2CO_3 , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты ~HNO_3(кроме азотной кислоты  любой концентрации и концентрированной серной кислоты~H_2SO_4 ), если образующаяся соль растворима:
\mathsf{Mg + 2 HCl \longrightarrow MgCl_2 + H_2 \uparrow}
С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:
\mathsf{Mg + 2 H_2SO_4 \longrightarrow MgSO_4 + SO_2 \uparrow + 2 H_2O}

Для органических кислот характерна реакция этерификации (взаимодействие со спиртами с образованием сложного эфира и воды):
\mathsf{R_1-COOH + R_2-OH \longrightarrow R_1-COO-R_2 + H_2O}
Например,
\mathsf{CH_3COOH + C_2H_5OH \longrightarrow CH_3COOC_2H_5 + H_2O}
Comments